A seguir são apresentadas diferentes equações redox que acontecem em meio ácido. A) Faça o balanceamento das reações, B) determine quem oxida e quem reduz, C) Cálcule o potencial de célula e D) Determine a constante de equilíbrio.
III) U O2^2++Z n(s) <=ftharpoons U^4++Z n^2+
E^0(U O2^2+ / U^4+)=+0,334 V e E^0(Z n^2+ / Z n(s))=-0,763 V

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A questão pede para balancear uma reação redox em meio ácido, identificar quem está oxidando e quem está reduzindo, calcular o potencial de célula e determinar a constante de equilíbrio. Para isso, vamos precisar usar conceitos de reações redox, potenciais padrão de eletrodos e a relação entre potencial e constante de equilíbrio.

Passo 2

Primeiro, vamos separar a reação dada em duas semi-reações de oxidação e redução. A reação é:
UO2^2+ + Zn(s) <=ftharpoons U^4+ + Zn^2+
Identificamos que o íon UO2^2+ está sendo reduzido a U^4+ e o zinco metálico ( Zn(s)) está sendo oxidado a Zn^2+.

Passo 3

Vamos escrever as semi-reações separadamente:
Redução:
UO2^2+ + 4H^+ + 2e^- U^4+ + 2H2O
Oxidação:
Zn(s) Zn^2+ + 2e^-
Note que adicionamos íons hidrogênio ( H^+) e água ( H2O) na semi-reação de redução para balancear os átomos de oxigênio e hidrogênio, já que estamos em meio ácido.

Passo 4

Agora, vamos balancear os elétrons para que o número de elétrons perdidos na oxidação seja igual ao número de elétrons ganhos na redução. Ambas as semi-reações já têm 2 elétrons, então não precisamos multiplicar por nenhum fator.

Passo 5

Vamos somar as duas semi-reações para obter a reação global balanceada:
UO2^2+ + Zn(s) + 4H^+ U^4+ + Zn^2+ + 2H2O
Agora a reação está balanceada em termos de átomos e carga.

Passo 6

Identificamos quem está oxidando e quem está reduzindo:
  • Oxidação: O zinco metálico ( Zn(s)) está perdendo elétrons, então ele está sendo oxidado.
  • Redução: O íon UO2^2+ está ganhando elétrons, então ele está sendo reduzido.

Passo 7

Vamos calcular o potencial de célula ( E^0celula). A fórmula é:
E^0celula = E^0cátodo - E^0ânodoáâ
Onde:
  • E^0cátodoá é o potencial de redução da semi-reação de redução.
  • E^0ânodoâ é o potencial de redução da semi-reação de oxidação (invertido).
Dados:
E^0(UO2^2+ / U^4+) = +0,334 , V
E^0(Zn^2+ / Zn(s)) = -0,763 , V
Como o zinco está sendo oxidado, usamos o potencial de redução invertido:
E^0celula = +0,334 , V - (-0,763 , V) = +1,097 , V

Passo 8

Para determinar a constante de equilíbrio ( K), usamos a relação entre o potencial de célula e a constante de equilíbrio:
De
De
Igualando as duas equações:
-nFE^0celula = -RT ln K
ln K = nFE^0celulaRT
K = e^nFE^0celulaRT
Onde:
  • n é o número de moles de elétrons transferidos (n=2).
  • F é a constante de Faraday ( 96485 , C/mol).
  • R é a constante dos gases ( 8,314 , J/mol cdot K).
  • T é a temperatura em Kelvin (vamos assumir 298 , K).
Calculando:
K = e^2 times 96485 times 1,0978,314 times 298
K = e^211,604,9302,477,572
K = e^85,38
K approx 2,2 times 10^37

Resposta

A constante de equilíbrio para a reação é aproximadamente K = 2,2 times 10^37.

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